Transformări



Yüklə 130,72 Kb.
tarix20.12.2017
ölçüsü130,72 Kb.
#35470

Transformări



Profesor: Driha Maria

Fizica

Margaras Ioana; Olariu Lidia

Paska Bogdan Oros Dan

Clasa a X-a C
An scolar 2009-2010

Gaze perfecte(ideale)
Prin gaze pefecte(ideale) se inteleg gazele la care fortele de atractie reciproca intre particule pot fi considerate nule.
Pentru a cerceta ecuatia termica de stare a gazelor perfecte se va considera constanta cate una din variabilele de stare si se va studia dependenta intre celelalte doua. Legile deduse astfel vor fi cuprinse apoi intr-o lege generala.

Legea lui Boyle-Mariotte


Legea lui Boyle-Mariotte arata ca : la temperatura constanta, volumul unei mase determinate de gaz este invers proportional cu presiunea sub care se afla gazul.
De exemplu, daca se dubleaza presiunea exercitata asupra a 2l gaz, volumul gazului descreste pana la 1 l. Matematic legea se scrie:
V1/ V2 = p2/ p1 ,
sau
p1 V1= p2 V2 ,
in care V1 si p1 reprezinta volumul si presiunea initiala a gazului, iar V2 si p2, noul volum si noua presiune.
Deci, la temperatura constanta, produsul dintre presiunea si volumul unei mase anumite de gaz este constant:
pV=k; k=const.
k este o constanta valabila pentru o anumita temperatura( si anumita cantitate de gaz). Reprezentand grafic dependenta presiunii p de volumul V se obtine pentru fiecare tempe-ratura o hiperbola echilaterala. Asemenea curbe se numesc izoterme(in lb. greaca: isos= egal, thermos= cald).
Legea lui Boyle-Mariotte are valabilitate in domeniul presiunilor nu prea mari si la temperaturi normale. La presiuni foarte inalte, toate gazele prezinta abateri de la aceas-
ta lege.Astfel, de exemplu, daca la azot la presiunea de 1 At, produsul pV=1, la 1000 At, pV>2, ceea ce dovedeste o abatere de la comportarea de gaz perfect.

Legea lui Gay-Lussac



Variatia volumului unui gaz cu temperatura la presiune constanta este exprima-ta prin legea lui Gay-Lussac: la presiune constanta, volumul unei mase determinate de gaz se mareste(sau se micsoreaza), pentru fiecare crestere(sau scadere) de 1 C, cu 1/273 din volumul pe care il ocupa la 0 C).
Valoarea 1/273, mai exact 1/273,15, se numeste coeficientul de dilatare termica a gazelor ideale.
Notand cu V0 volumul gazului la 0 C, iar cu V1 volumul pe care il ocupa la temperatura t1, legea se poate scrie:
V1= V0+V0/273t1=V0(273+t1/273).
Adoptand notarea temperaturilor in grade Kelvin: T=273+t, legea lui Gay-Lussac poate fi exprimata intr-o forma mai adecvata:
V1= V0*T1/273.
Deoarece V0/273 are o valoare constanta pentru gazul respectiv, inseamna ca la o temperatura T2, volumul aceluiasi gaz va fi:
V1= V0 *T2/273.
Asadar:
V1/V2=T1/T2 sau V1/T1= V2/T2.
Deci, la presiune constanta, volumul unei mase determinate de gaz variaza direct proportional cu temperatura absoluta:
V/T=k’; k’=const;
Reprezentarea grafica a relatiei intre volumul gazului si temperatura la presiu-ne constanta este o dreapta care intersecteaza ordonata intr-un punct ce corespunde valo-rii V0. O asemenea dreapta se numeste izobara(in lb. greaca barys=greu).
Pentru mase diferite de gaze rezulta o familie de drepte care intersecteaza ordonata in puncte diferite si se intalnesc intr-un punct pe abscisa, corespunzator la
t=-273 C
In mod analog, legea lui Gay-Lussac arata ca: la volum constant, presiunea unui gaz creste(sau scade) pentru fiecare crestere(sau scadere) de 1 C, cu 1/273 din presiunea pe care o are gazul la 0 C.
Asa, de exemplu, un gaz cu volumul de 273 ml la 0 C are volumul 273 ml la
1 C(si aceeasi presiune), de 275 ml la 2 C, de 373 ml la 100 C etc.
Daca se noteaza cu p0 presiunea gazului la 0 C, iar cu p1 presiunea gazului la temperatura t1, aceasta lege se poate scrie:
p1=p0+p0/273* t1=p0((273+t1)/273).
Rationand in modul aratat mai sus, se ajunge la relatia:
p1/ p2= T1/ T2 sau p1/ T1= p2/T2.
Deci, la volum constant, presiunea unei mase determinate de gaz variaza direct proportional cu temperatura absoluta:
P/T=k’’; k’’=const.
Reprezentarea grafica a relatiei dintre presiunea gazului si temperatura la volum constant este o dreapta care intersecteaza ordonata intr-un punct ce corespunde valorii p0. O asemenea dreapta se numeste izocora(in lb. greaca: core=spatiu).
Pentru mase diferite de gaze p0 are valori diferite, iar izocorele sunt drepte care se intalnesc intr-un punct pe abscisa, corespunzand la t=-273 C.

Trecerea unei substanţe din faza lichidă în faza de vapori se numeşte vaporizare. Există mai multe modalităţi de vaporizare a unui lichid în funcţie de condiţiile în care se face experimentul: vaporizare în vid, în atmosferă gazoasă, la suprafaţa lichidului şi vaporizarea în toată masa lichidului.

Cantitatea de căldură necesară pentru a vaporiza la temperatură constantă o unitate de masă dintr-un lichid se numeşte căldură latentă specifică de vaporizare

. Gaze perfecte(ideale)
Prin gaze pefecte(ideale) se inteleg gazele la care fortele de atractie reciproca intre particule pot fi considerate nule.
Pentru a cerceta ecuatia termica de stare a gazelor perfecte se va considera constanta cate una din variabilele de stare si se va studia dependenta intre celelalte doua. Legile deduse astfel vor fi cuprinse apoi intr-o lege generala.

Legea lui Boyle-Mariotte


Legea lui Boyle-Mariotte arata ca : la temperatura constanta, volumul unei mase determinate de gaz este invers proportional cu presiunea sub care se afla gazul.
De exemplu, daca se dubleaza presiunea exercitata asupra a 2l gaz, volumul gazului descreste pana la 1 l. Matematic legea se scrie:
V1/ V2 = p2/ p1 ,
sau
p1 V1= p2 V2 ,
in care V1 si p1 reprezinta volumul si presiunea initiala a gazului, iar V2 si p2, noul volum si noua presiune.
Deci, la temperatura constanta, produsul dintre presiunea si volumul unei mase anumite de gaz este constant:
pV=k; k=const.
k este o constanta valabila pentru o anumita temperatura( si anumita cantitate de gaz). Reprezentand grafic dependenta presiunii p de volumul V se obtine pentru fiecare tempe-ratura o hiperbola echilaterala. Asemenea curbe se numesc izoterme(in lb. greaca: isos= egal, thermos= cald).
Legea lui Boyle-Mariotte are valabilitate in domeniul presiunilor nu prea mari si la temperaturi normale. La presiuni foarte inalte, toate gazele prezinta abateri de la aceas-
ta lege.Astfel, de exemplu, daca la azot la presiunea de 1 At, produsul pV=1, la 1000 At, pV>2, ceea ce dovedeste o abatere de la comportarea de gaz perfect.

Legea lui Gay-Lussac



Variatia volumului unui gaz cu temperatura la presiune constanta este exprima-ta prin legea lui Gay-Lussac: la presiune constanta, volumul unei mase determinate de gaz se mareste(sau se micsoreaza), pentru fiecare crestere(sau scadere) de 1 C, cu 1/273 din volumul pe care il ocupa la 0 C).
Valoarea 1/273, mai exact 1/273,15, se numeste coeficientul de dilatare termica a gazelor ideale.
Notand cu V0 volumul gazului la 0 C, iar cu V1 volumul pe care il ocupa la temperatura t1, legea se poate scrie:
V1= V0+V0/273t1=V0(273+t1/273).
Adoptand notarea temperaturilor in grade Kelvin: T=273+t, legea lui Gay-Lussac poate fi exprimata intr-o forma mai adecvata:
V1= V0*T1/273.
Deoarece V0/273 are o valoare constanta pentru gazul respectiv, inseamna ca la o temperatura T2, volumul aceluiasi gaz va fi:
V1= V0 *T2/273.
Asadar:
V1/V2=T1/T2 sau V1/T1= V2/T2.
Deci, la presiune constanta, volumul unei mase determinate de gaz variaza direct proportional cu temperatura absoluta:
V/T=k’; k’=const;
Reprezentarea grafica a relatiei intre volumul gazului si temperatura la presiu-ne constanta este o dreapta care intersecteaza ordonata intr-un punct ce corespunde valo-rii V0. O asemenea dreapta se numeste izobara(in lb. greaca barys=greu).
Pentru mase diferite de gaze rezulta o familie de drepte care intersecteaza ordonata in puncte diferite si se intalnesc intr-un punct pe abscisa, corespunzator la
t=-273 C
In mod analog, legea lui Gay-Lussac arata ca: la volum constant, presiunea unui gaz creste(sau scade) pentru fiecare crestere(sau scadere) de 1 C, cu 1/273 din presiunea pe care o are gazul la 0 C.
Asa, de exemplu, un gaz cu volumul de 273 ml la 0 C are volumul 273 ml la
1 C(si aceeasi presiune), de 275 ml la 2 C, de 373 ml la 100 C etc.
Daca se noteaza cu p0 presiunea gazului la 0 C, iar cu p1 presiunea gazului la temperatura t1, aceasta lege se poate scrie:
p1=p0+p0/273* t1=p0((273+t1)/273).
Rationand in modul aratat mai sus, se ajunge la relatia:
p1/ p2= T1/ T2 sau p1/ T1= p2/T2.
Deci, la volum constant, presiunea unei mase determinate de gaz variaza direct proportional cu temperatura absoluta:
P/T=k’’; k’’=const.
Reprezentarea grafica a relatiei dintre presiunea gazului si temperatura la volum constant este o dreapta care intersecteaza ordonata intr-un punct ce corespunde valorii p0. O asemenea dreapta se numeste izocora(in lb. greaca: core=spatiu).
Pentru mase diferite de gaze p0 are valori diferite, iar izocorele sunt drepte care se intalnesc intr-un punct pe abscisa, corespunzand la t=-273 C.



Vaporizarea în vid

Introducînd pe rând mici cantităţi dintr-un lichid (de exemplu eter) în camera barometrică (Figura 1) se constată că vaporizarea în vid se face instantaneu şi presiunea creşte (înălţimea coloanei de mercur scade) până când apar vaporii saturanţi, adica lichidul rămâne deasupra mercurului fără să se mai evapore, presiunea atingînd o valoare maximă şi constantă, pentru temperatura experimentului, numită presiunea vaporilor saturanţi.



Figura 1

Experimentele au arătat că proprietăţile vaporilor saturanţi sunt:

· Presiunea vaporilor saturanţi la o temperatură dată reprezintă presiunea de echilibru (dinamic) care se exercită asupra suprafeţei unui lichid în contact cu vaporii săi.

· Presiunea vaporilor saturanţi este mai mare decât presiunea vaporilor nesaturanţi la o temperatură dată. De aceea, ea mai este numită presiune maximă, p.

· Presiunea vaporilor saturanţi nu depinde nici de cantitatea fazei lichide, nici de cantitatea de vapori, creşte cu temperatura şi depinde de natura lichidului (a vaporilor).

Referitor la independenţa presiunii vaporilor saturanţi de cantitatea de lichid cu care ei sunt în echilibru, să realizăm următorul experiment (Figura 2). Iniţial într-un clindru cu piston se găsesc vapori saturanţi (în echilibru cu lichidul). Experienţa a arătat că ridicarea pistonului în sus (creşterea volumului ocupat de vapori) nu conduce la modificarea presiunii pm, în sensul că înălţimea lichidului, h în tubul în formă de U este aceeaşi, până când la un moment dat, vaporii devin nesaturanţi (dispare lichidul) şi aceşti vapori se comportă aproximativ ca un gaz ideal care se supune legii Boyle-Mariotte.


Figura 2 Figura 3
Dacă se reprezintă grafic dependenţa presiunii vaporilor în funcţie de volum pentru diferite temperaturi, obţinem aşa-numitele izoterme ale lui Andrews pentru gazul real (Figura 3).

Dacă experimentul se face invers, adica se micşorează volumul, atunci procesul de condensare se poate obţine doar sub o anumită temperatură, numită temperatură critică, TC. Pentru temperaturi mai mari decât aceasta, agitaţia termică a moleculelor este atât de intensă, încât nici la presiuni mari nu se pot forma acele legături stabile între molecule. La T>TC substanţele se află numai în stare de gaz, caracterizat printr-o dezordine completă a moleculelor.


Vaporizarea în atmosferă gazoasă
Dacă vaporizarea unui lichid se face într-un vas închis în care se găseşte un gaz se constată că aceasta se face mai lent decât în vid şi presiunea vaporilor saturanţi are aceeaşi valoare ca şi atunci când vaporizarea s-a făcut în vid. Presiunea totală a amestecului este egală cu suma presiunilor parţiale ale gazului şi vaporilor.


Evaporarea
Vaporizarea unui lichid prin suprafaţa sa liberă, într-o atmosferă nelimitată se numeşte evaporare. Procesul de evaporare are loc neîntrerupt, presiunea vaporilor tinzînd spre presiunea de saturaţie, pe care de fapt nu o atinge, moleculele lichidului migrînd neîntrerupt spre straturile superioare ale atmosferei.

Viteza de evaporare este dată de expresia

,

unde S este suprafaţa liberă a lichidului, pm este presiunea vaporilor saturanţi, iar p este presiunea vaporilor existenţi în atmosferă, p0 este presiunea atmosferei de deasupra lichidului, iar C o constantă ce depinde de temperatură.

Dacă mediul ambiant este saturat cu vapori (p=pm), evaporarea nu are loc (v=0). Evaporarea în vid (p0=0) se face instantaneu (v®¥). Pentru ca evaporarea să aibă loc, trebuie ca p
m, dar şi ca p>pm, deoarece în caz contrar lichidul începe să fiarbă.

Lichidele care au viteză mare de evaporare se numesc volatile
, acestea avînd valori mari ale presiunii vaporilor saturanţi (pm). Deoarece presiunea vaporilor saturanţi creşte cu temperatura, rezultă că evaporarea se intensifică odată cu încălzirea lichidului.

Cele trei procese prezentate au loc la orice temperatură, neavînd loc la anumite temperaturi aşa cum au loc alte tranziţii de fază.

Fierberea lichidelor

Fierberea reprezintă procesul de vaporizare în tot volumul lichidului. În acest proces un rol deosebil îl joacă bulele de gaz care se formează pe impurităţile solide aflate în lichid, sau pe pereţii vasului care conţine lichidul. Condiţia care trebuie îndeplinită pentru ce fierberea să aibă loc este ca presiunea vaporilor saturanţi ai lichidului să devină cel puţin egală cu presiunea exercitată din exterior asupra lichidului:

pm³pext .

Această condiţie se poate realiza în diverse moduri. Dacă presiunea pext este constantă, prin ridicarea temperaturii creşte pm şi lichidul fierbe. O altă metodă ar fi prin coborârea presiunii exterioare pext şi menţinînd temperatura constantă. De exemplu, dacă într-un vas cu apă se evacuează aerul, apa începe să fiarbă chiar şi la temperatura camerei. Desigur că apa care fierbe la presiune scăzută nu posedă proprietăţile obişnuite ale apei fierte la presiunea atmosferică.

Fierberea are loc după următoarele legi:

· Temperatura la care fierbe un lichid, numită temperatură de fierbere, se menţine constantă în timpul procesului şi depinde de presiunea exterioară.

· Temperatura de fierbere depinde de natura lichidului. De ex. la p0=736 torr, tfierbere are valorile: Al®18000C, Cu®23000C, apa®1000C. Trebuie specificat că pentru a avea loc fierberea lichidelor este indispensabilă prezenţa bulelor de gaz, care o mijlocesc. Dacă într-un lichid lipsesc bule de gaz, lichidul poate să nu fiarbă, chiar dacă este încălzit până la temperatura de fierbere corespunzătoare unei anumite presiuni. Un astfel de lichid se numeşte supraîncălzit, iar dacă în el se introduc mici particule solide, care permit formarea bulelor de gaz, lichidul începe să fiarbă violent şi temperatura lui coboară la temperatura de fierbere.
Diagrama p-T a tranziţiei gaz-lichid

Am văzut că pentru tranziţia de fază dependenţa presinii de temperatură care aplicată la vaporizare pentru un kmol de substanţă devine

,

unde T este temperatura vaporilor saturanţi (şi a lichidului cu care se află în echilibru), LmV - căldura latentă molară de vaporizare, Vml - volumul în faza lichidă, VmV - volumul în faza gazoasă, iar pm - presiunea vaporilor saturanţi.

Deoarece VmV>>Vml, se poate neglija Vml, iar înlocuind VmV din ecuaţia de stare

pmVmV = RT

se obţine

.

,

sau

.
Reprezentarea pm=f(T) dă curba de vaporizare, care are o formă exponenţială (Figura 4). În figură este reprezentată şi dependenţa de temperatură a presiunii unui gaz ideal.

Deosebirile sunt determinate de faptul că la gaze creşterea presiunii are loc numai pe baza creşterii energiei cinetice a moleculelor, în timp ce la vaporii saturanţi, cu creşterea temperaturii creşte şi energia cinetică a moleculelor, precum şi concentraţia acestora.

Se observă că dependenţa pm=f(T) este delimitată la cele două capete de două puncte: punctul triplu (t), a cărui semnificaţie fizică o vom da mai târziu, şi punctul C, numit punct critic.


Figura 4
Oricărui punct de pe curba tC, de exemplu punctul A cu caracteristicile pA şi TA îi corespunde starea de echilibru lichid-vapori. Trecerea de la o fază la alta se poate face prin variaţia temperaturii de la TA la T>TA, la presiune constantă, sau prin variaţia presiunii de la p
A la p>pA, la temperatură constantă.

Să stabilim diferenţa dintre gaz
şi vapori.
Prin vapori se înţelege faza gazoasă aflată la temperaturi mai mici decât TC, atât sub formă de vapori saturanţi, cât şi nesaturanţi.

Prin gaz se înţelege acea stare a substanţei care are temperatura mai mare decât temperatura critică.


Lichefierea gazelor
Lichefierea este transformarea de fază inversă vaporizării.

Pentru ca un gaz să poată fi lichefiat, acesta trebuie să se afle la temperaturi mai mici decât temperatura critică, TC, dar şi presiuni mai mari decât pt corespunzătoare punctului triplu.

Există o serie de gaze a căror temperaturi critice sunt destul de ridicate în raport cu temperaturile obişnuite (Cl2:1440C, CO2:31.10C)şi deci, prin simplă comprimare pot fi lichefiate.

Există însă unele gaze cu temperaturi critice scăzute (O2:-118,80C, N2:-267,90C, H2:-239,90C). Pentru a lichefia astfel de gaze , ele trebuiesc mai întâi răcite sub TC şi apoi comprimate.

Teoria microscopică a transformării gaz-lichid
În figura 5 este reprezentată variaţia energiei potenţiale a unei molecule în raport cu alta.



Figura 5
Prin vaporizare, distanţa dintre molecule creşte de la o valoare apropiată de poziţia de echilibru (d0) până la o valoarea mai mare decât raza de acţiune moleculară (R0). Prin această distanţare fiecare moleculă îşi creşte energia potenţială de la -Ep0 la zero, adica cu cantitatea /Ep0/. Energia furnizată unui lichid sub formă de căldură serveşte în primă fază la mărirea energiei cinetice a moleculelor, până când se ajunge la temperatura de vaporizare, când temperatura rămâne constantă. Din acest moment căldura va determine creşterea energiei potenţiale, adica învingerea forţelor de coeziune dintre molecule.

Prin teoria cinetico-moleculară se pot explica şi celelalte aspecte legate de transformarea gaz-lichid, cum ar fi: dependenţa temperaturii de fierbere de presiunea externă, a temperaturii critice de tipul substanţei, imposibilitatea lichefierii gazelor la TC, etc..

Să vedem cum evoluează energia internă a unui sistem în timpul vaporizării. La presiune constantă, pentru a se vaporiza, lichidul primeşte căldură şi efectuează un lucru mecanic deoarece volumul său este mai mare în faza gazoasă decât în starea lichidă, dar întotdeauna Q>L. Din principiul I rezultă

DEvap= Q-L @ LmV-pVmV = LmV-RT > 0 .

Deci, în timpul vaporizării energia internă creşte. Prin condensare energia internă scade.

Topirea şi solidificarea
Procesul de trecere a unui corp din fază solidă în fază lichidă se numeşte topire. Procesul invers se numeşte solidificare.

Din punct de vedere a structurii lor, corpurile se împart în două categorii: amorfe şi cristaline. Topirea corpurilor amorfe (sticla, ceara, smoala)nu are loc la o temperatură constantă, ci pe un interval de temperatură. Mai întâi corpul se înmoaie şi apoi devine o pastă vâscoasă, ca mai apoi, la o temperatură mai mare, să devină lichid cu vâscozitate mică.

La topirea corpurilor cristaline se constată că temperatura rămâne constantă, dacă presiunea nu se modifică (Figura 6).

Variaţia temperaturii de topire cu presiunea este care aplicată la procesul de topire-solidificare, pentru 1 kmol, devine

,

unde Lmt reprezintă căldura latentă kilomolară de topire, iar Vml şi Vms sunt volumele kilomolare ale lichidului, respectiv solidului.




Figura 6 Figura 7 Figura 8
Deosebim două cazuri:

· Când DVm=Vml-Vms>0, ceea ce se întâmplă la majoritatea corpurilor, dp/dTt>0, şi deci Tt creşte odată cu presiunea p (Figura 7).

· Când DVm<0, adica corpurile prin topire se contractă (au o densitate mai mică în stare lichidă), dp/dTt<0 şi deci, temperatura de topire scade cu creşterea presiunii exterioare (Figura 8). Din această categorie face parte gheaţa, bismutul, fonta, galiul, etc..

Curbele din figura 7 şi 8 se numesc curbe de topire. Toate punctele de pe aceste curbe reprezintă stări de echilibru în care coexistă faza lichidă cu faza solidă.

Pentru trecerea din lichid în solid este necesar ca în lichid să existe anumite centre de cristalizare ca impurităţi, bule de gaz, sau mici cristalite în jurul cărora să înceapă formarea reţelei cristaline. Dacă lichidul este bine purificat, el poate fi suprarăcit fără să se solidifice. În această stare este însă instabil şi orice factor care intervine poate să determine cristalizarea. De obicei, structura obţinută este policristalină, iar în condiţii speciale se pot obţine monocristale.

Interpretarea microscopică a topirii şi solidificării, cu unele modificări, este cu cea a vaporizării şi condensării, motiv pentru care nu vom mai insista asupra acestui aspect.

Variaţia energiei interne a unui sistem la topire, care are loc la presiune constantă, este pentru un kmol

DEtopire= Q-L = Lmt-pDV ,

unde DV=Vml-Vms poate fi pozitiv sau negativ.


Sublimarea şi desublimarea
Trecerea substanţei solide direct în vapori se numeşte sublimare, iar procesul invers, desublimare. De exemplu, naftalina, camforul, iodul, sulful, bromul, la temperaturi şi presiuni obişnuite se vaporizează fără a se topi. În principiu, orice substanţă poate sublima, doar că la unele presiunea de vapori este mică. Dacă vaporii proveniţi din procesul de sublimare sunt în echilibru dinamic cu solidul din care au provenit, ei se numesc vapori saturanţi.

Ecuaţia Clapeyron-Clausius pentru procesul de sublimare este

,

care devine, ca şi în cazul vaporizării, de forma

,

unde C’ diferă de constanta C şi Ls reprezintă căldura kilomolară latentă de sublimare. Reprezentarea este dată în figura 9.



Figura 9
Fiecare punct de pe această curbă reprezintă o stare bifazică solid-vapori. Curba este limitată la un capăt de punctul triplu t şi la celălalt tinde spre 0K. Fenomenul de sublimare are loc numai dacă lipseşte faza lichidă, deci la presiuni mai mici decât pt. De exemplu, naftalina are punctul triplu la o temperatură mai mare decât temperatura obişnuită (să zicem 200C) şi de aceea în condiţiile p0 şi t=200C ea sublimează. Dacă se creşte temperatura, ea se va topi şi apoi se va evapora.

Din punct de vedere molecular, energia primită sub formă de căldură serveşte la distrugerea reţelei cristaline a solidului.

Diagrama de echilibru a unei substanţe. Punctul triplu.
Punctul de intersecţie al curbelor de vaporizare, de topire şi de sublimare ale unei substanţe se numeşte punct triplu al substanţei respective. În acest punct coexistă cele trei stări de agregare.


Figura 10 Figura 11
Diagrama de echilibru pentru o substanţă care-şi măreşte volumul la topire este dată de figura 10, iar pentru o substanţă care-şi micşorează volumul la topire este prezentată în figura 11.

Majoritatea substanţelor au doar o singură fază solidă, una lichidă şi una gazoasă. Există însă substanţe care în stare solidă pot prezenta structuri cristaline diferite, adica mai multe faze corespunzătoare aceleiaşi stări de agregare. O asemenea substanţă are mai multe puncte triple şi se numeşte substanţă polimorfă. Trecerea unei substanţe dintr-o formă cristalină în alta se numeşte transormare polimorfă, care este o tranziţie de fază de ordinul I.

Comportarea substanţelor în condiţii obişnuite de temperatură şi presiune, depinde de cum este valoarea presiunii pt în punctul triplu faţă de presiunea obişnuită ( presiunea normală p0):

  • Dacă pt
    , atunci, încălzind substanţa, aceasta trece succesiv prin cele trei stări de agregare: solidă-lichidă-gazoasă.

  • Dacă pt>p0, atunci, încălzind substanţa, ea trece direct din faza solidă în faza de vapori.

Punctele triple ale unor substanţe au fost alese ca repere pentru

realizarea unor scări de termometrice. Astfel, punctul triplu al apei (Tt=273,16K şi pt=4,58 torr) a fost ales ca punct fix al scării fundamentale de temperatură.



Margaras Ioana;Olariu Lidia; Paska Bogdan;Oros Dan


Yüklə 130,72 Kb.

Dostları ilə paylaş:




Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©muhaz.org 2022
rəhbərliyinə müraciət

    Ana səhifə